ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (α)

Παρουσίαση με θέμα: "ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (α)"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (α) Α] Αν στο διάλυμα υπάρχουν ένας ή περισσότεροι ηλεκτρολύτες που δεν αντιδρούν μεταξύ τους, τότε η συνήθης πορεία που ακολουθούμε περιλαμβάνει τα παρακάτω στάδια: Υπολογισμός της συγκέντρωσης (C) των ηλεκτρολυτών στο τελικό διάλυμα. Αναγραφή εξισώσεων ιοντισμού ή διάστασης Κατάστρωση πινάκων στοιχειομετρικών μεταβολών συγκεντρώσεων. Πιθανές προσεγγίσεις με βάση ένα από τα δύο κριτήρια: A) Αν K/C< B) Αν α<0,1 . Πιθανή εφαρμογή νόμου ισορροπίας και υπολογισμός του ζητούμενου μεγέθους. ΑΝΑΛΥΤΙΚΟΤΕΡΑ : ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 1) ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (Η ΒΑΣΗΣ) HCl ,HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 (ή ΝαΟΗ, Ca(OH)2 ) κλπ (Εφαρμογή: Ca(OH)2 0,05M) 2) ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ (Η ΒΑΣΗΣ) CH3COOH, HCOOH, HCN ( NH3) (Εφαρμογή: CH3NH2 0,1M, Kb=10-5) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ………………………………………………………………………………………………………………………………………… Δεν ισχύει στα διαλύματα αυτά ο νόμος αραίωσης του Οstwald. Πριν και μετά την αραίωση το α=1. Όταν τα διαλύματα αυτά αραιώνονται στο δεκαπλάσιο του όγκου τους , το pH μεταβάλλεται κατά 1. (Όταν pH<5, ή pH>9) Εδώ ισχύει ο νόμος αραίωσης του Ostwald, δηλαδή, όσο αραιώνουμε το διάλυμα, τόσο αυξάνει ο βαθμός ιοντισμού του ασθενούς ηλ/τη. Προσεγγίσεις γίνονται αν Κ/C<0,01 ή αν α<0,1.

2 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (β)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (β) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………. ….……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 3) ΑΛΑΤΟΣ ΤΟΥ ΟΠΟΙΟΥ ΤΟ ΚΑΤΙΟΝ ΕΊΝΑΙ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ Αμμωνιακά άλατα ισχυρών οξέων π.χ. NH4Cl, NH4NO3 κλπ (Εφαρμογή: NH4NO3 0,1M, Kb=10-5) 4) ΑΛΑΤΟΣ ΤΟΥ ΟΠΟΙΟΥ ΤΟ ΑΝΙΟΝ ΕΊΝΑΙ ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ CH3COOΝa, HCOOK, κλπ (Εφαρμογή: CH3COOK 0,1M, Ka=10-5) 5) ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΥ ΠΡΟΕΡΧΕΤΑΙ ΑΠΌ ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΎ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ NaCl, KNO3, κλπ 6) ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΥ ΠΡΟΕΡΧΕΤΑΙ ΑΠΌ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞY ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΗ ΒΑΣΗ CH3COONH4, HCOONH4, κλπ (Εφαρμογή: Όξινο, βασικό ή ουδέτερο θα είναι διάλυμα HCOONH4 0,1M; Ka (HCOOH)=10-4, Kb(NH3)=10-5) Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι συνήθως δίνεται η σταθερά της συζυγούς βάσης, δηλαδή της ΝΗ3 και πρέπει αν υπολογίζουμε την σταθερά του οξέος από τη σχέση Κa=Kw/Kb Δεν πρέπει να ξεχνάμε ότι συνήθως δίνεται η σταθερά του συζυγούς οξέος, και πρέπει αν υπολογίζουμε την σταθερά της βάσης από τη σχέση Κb=Kw/Ka Εδώ έχουμε ουδέτερο διάλυμα διότι το αλάτι δεν ελευθερώνει με την διάστασή του κάποιο ασθενές οξύ ή βάση. H περίπτωση αυτή μπορεί να δοθεί μόνο σαν ερώτηση και όχι σαν ολοκληρωμένο πρόβλημα. Μπορούμε από τη σύγκριση των σταθερών Ka και Kb να προβλέψουμε αν το διάλυμα θα είναι όξινο ή βασικό. Αν Ka>Kb , τότε είναι όξινο Αν Κa<Kb, είναι βασικό και αν Ka=Kb, τότε είναι ουδέτερο.

3 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (γ)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (γ) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ….………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 7) ΔΙΠΡΩΤΙΚΟΥ ΟΞΕΟΣ H2SO4, H2S κλπ (Εφαρμογές: α) Η2SO4 0,1M, K2 (Η2SO4) =10-2, b) H2S 0,1 M, K1=10-6, K2=10-13 ) 8) ΟΞΙΝΟΥ ΘΕΙΙΚΟΥ ΑΛΑΤΟΣ ΝaHSO4 (Εφαρμογή: NaHSO4 0,1M, Ka(ΗSO4-) =10-2) 9) ΟΞΙΝΟΥ ΑΛΑΤΟΣ NaHSO3 (Γενικά ΝaHA) (Εφαρμογή: NaHSO3 0,1M, Ka(Η2SO3) =10-4, Ka(ΗSO3-) =10-9, και Kw=10-14 ) (Τί περιβάλλον θα έχει το διάλυμα αυτό;) Γράφουμε ανεξάρτητα τις δύο εξισώσεις ιοντισμού. Σε κάθε μία ελευθερώνεται από ένα οξώνιο (Η3Ο+) . Το θειικό οξύ είναι ισχυρό στο πρώτο στάδιο ιοντισμού του. Η ολική συγκέντρωση οξωνίου είναι το άθροισμα των συγκεντρώσεων οξωνίου που ελευθερώνεται από κάθε στάδιο. Πάντα ισχύει α2<α1, γιατί στο δεύτερο στάδιο το θετικό οξώνιο πρέπει να αποσπασθεί από αρνητικό ιόν και όχι από ουδέτερο μόριο. Το ΗSO4- συμπεριφέρεται μόνο σαν ασθενές οξύ και όχι σαν αμφιπρωτικό ιόν Όξινα ιόντα έχουν γενικά επαμφοτερίζοντα χαρακτήρα. Το αν θα προκύψει όξινο ή βασικό διάλυμα θα εξαρτηθεί από τη σχέση της Κa=K2 του οξέος ΗΑ- και την Κb=Kw/K1 της βάσης ΗΑ- .

4 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (δ)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (δ) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ….………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 10) ΠΟΛΛΩΝ ΙΣΧΥΡΩΝ ΟΞΕΩΝ (Ή ΒΑΣΕΩΝ) HCl και ΗΙ ή (ΝαΟΗ και Ca(OH)2) κλπ (Εφαρμογή: ΝαΟΗ 0,05Μ και Ca(OH)2 0,025M 11) ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (Ή ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ) CH3COOH και HI (ή ΝΗ3 και NaOH) (Εφαρμογή: CH3COOH 0,1M, και HCl 0,1M, Ka=10-5) 12) ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΟΥ (Ή ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΗΣ) CH3COOH και CH3CΟONa (ή NH3 και NH4Cl) (Εφαρμογή: HCOOH 0,1M, HCOOK 0,1M Ka=10-4) Γράφουμε ανεξάρτητα τις δύο εξισώσεις ιοντισμού (ή διάστασης). Σε κάθε μία παράγεται από ένα οξώνιο (Η3Ο+) . Η ολική συγκέντρωση οξωνίου είναι το άθροισμα των συγκεντρώσεων οξωνίου που παράγεται από κάθε οξύ. Σε καμιά περίπτωση δεν μπορούμε να γράψουμε τη σχέση pHολικό=pH1+pH2 Αποτελεί κλασσική περίπτωση επίδρασης κοινού ιόντος. Εφ όσον ισχύουν οι γνωστές προσεγγίσεις, το pH θα καθορίζεται τελικά μόνο από το ισχυρό οξύ ή την ισχυρή βάση. Το διάλυμα είναι ρυθμιστικό και αποτελεί περίπτωση επίδραση κοινού ιόντος. Στα διαλύματα αυτά μπορούν αν εφαρμοσθούν οι σχέσεις: pH=pKa+log(Cβασης/Cοξέος) και pΟH=pKb+log(Cοξέος/Cβάσης)

5 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (ε)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (ε) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ….…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 13) ΠΟΛΛΩΝ ΑΛΑΤΩΝ ΠΟΥ ΠΕΡΙΈΧΟΥΝ ΚΟΙΝΗ ΑΣΘΕΝΗ ΒΑΣΗ (ΑΝΙΟΝ) (Ή ΚΟΙΝΟ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ (ΚΑΤΙΟΝ)) HCOONa και (HCOO)2Ca (ή NH4Cl και ΝΗ4Ι ) (Εφαρμογή: ΗCOONa 0,05Μ και (HCOO)2Ca 0,025M , Ka(HCOOH)=10-4 . 14) ΔΥΟ ΑΣΘΕΝΩΝ ΟΞΕΩΝ (Ή ΔΥΟ ΑΣΘΕΝΩΝ ΒΑΣΕΩΝ) CH3COOH και HCOOH (NH3 και CH3NH2) (Εφαρμογή: CH3COOH 0,1M, και HCOOH 0,1M, Ka(CH3COOH)=10-5, Ka(HCOOH)=10-4) Γράφουμε ανεξάρτητα τις δύο εξισώσεις διάστασης των αλάτων. Αφού υπολογίσουμε την ολική συγκέντρωση του ιόντος που δρά σαν ασθενές οξύ ή βάση εργαζόμαστε όπως στις περιπτώσεις 3 ή 4. Κάθε εξίσωση ιοντισμού γράφεται χωριστά. Σε ισορροπία η [Η3Ο+] θα είναι το άθροισμα των συγκεντρώσεων οξωνίου που προήλθαν από κάθε ιοντισμό. Σε κάθε έκφραση της σταθεράς ισορροπίας θα μπαίνει η ολική συγκέντρωση οξωνίων.

6 ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (στ) Β] Αν στο διάλυμα υπάρχουν δύο ηλεκτρολύτες που αντιδρούν μεταξύ τους, (π.χ. ένα οξύ και μια βάση), τότε η συνήθης πορεία που ακολουθούμε περιλαμβάνει τα παρακάτω στάδια: Υπολογισμός της συγκέντρωσης (C) των ηλεκτρολυτών στο τελικό διάλυμα. Αναγραφή της εξίσωσης της αντίδρασης μεταξύ των ηλεκτρολυτών (π.χ. εξουδετέρωση) Αναγραφή στοιχειομετρικών ποσοτήτων που αντέδρασαν και παράχθηκαν. Εύρεση νέων υπολοίπων συγκεντρώσεων , και επιλογή των ηλεκτρολυτών που θα αντιδράσουν στη συνέχεια και θα καθορίσουν τον χαρακτήρα του διαλύματος. Ακολουθούμε στη συνέχεια την πορεία Α ΑΝΑΛΥΤΙΚΟΤΕΡΑ : ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 1) ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ και ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ HCl και ΝαΟΗ (Εφαρμογή: HNO3 0,1M και Ca(OH)2 0,1M 2) ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΣΣΕΙΑΣ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ CH3COOH και NaOH (περίσσεια) (Εφαρμογή: CH3COOH 0,1M, NaOH 0,2M) ΠΡΟΣΟΧΗ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ………………………………………………………………………………………………………………………………………… To αλάτι που παράγεται δεν αντιδρά με νερό. Το pH θα καθορισθεί από το οξύ ή την βάση που θα περισσέψει. Εδώ εφ όσον ισχύουν οι γνωστές προσεγγίσεις, το αλάτι που παράγεται αν και περιέχει στο μόριο του ασθενή βάση, δεν θα ληφθεί υπόψη στην διαμόρφωση του ρΗ, το οποίο θα καθοριστεί από την ισχυρή βάση που περισσεύει.

7 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (ζ)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (ζ) ΠΡΟΣΟΧΗ ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 3) ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΣΣΕΙΑΣ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ ΝΗ3 και ΗΙ (περίσσεια) (Εφαρμογή: ΝΗ3 0,1M, ΗCl 0,2M, Kb=10-5) 4) ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΣΣΕΙΑΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ NaOH και CH3COOH (περίσσεια) (Εφαρμογή: CH3COOH 0,2M, NaOH 0,1M, Ka=10-5) 5) ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΣΣΕΙΑ ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΥ ΠΕΡΙΚΛΕΙΕΙ ΑΣΘΕΝΗ ΒΑΣΗ ΗΙ και CH3COONa (περίσσεια) (Εφαρμογή:1) CH3COONa 0,2M, ΗCl 0,1M, Ka=10-5 2) CH3COONa 0,1M, ΗCl 0,1M, Ka=10-5) ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ….……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… Εδώ εφ όσον ισχύουν οι γνωστές προσεγγίσεις, το αλάτι που παράγεται αν και περιέχει στο μόριο του ασθενές οξύ, δεν θα ληφθεί υπόψη στην διαμόρφωση του ρΗ, το οποίο θα καθοριστεί από το ισχυρό οξύ που περισσεύει. Το διάλυμα στο οποίο καταλήγουμε μετά από την εξουδετέρωση είναι ρυθμιστικό και αποτελεί περίπτωση επίδρασης κοινού ιόντος. Το διάλυμα στο οποίο καταλήγουμε μετά από την αντίδραση διπλής αντικατάστασης είναι ρυθμιστικό και αποτελεί περίπτωση επίδρασης κοινού ιόντος. Αν το αλάτι και το ισχυρό οξύ αντιδρούν πλήρως, τότε από την αντίδραση μας ενδιαφέρει μόνο το παραγόμενο ασθενές οξύ.

8 ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (η)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2: ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΩΝ ΙΣΟΡΡΟΠΙΩΝ (η) ΠΡΟΣΟΧΗ ΚΑΤΗΓΟΡΙΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ 6) ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΠΕΡΙΣΣΕΙΑ ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΥ ΠΕΡΙΚΛΕΙΕΙ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ NaOH και NH4Cl (περίσσεια) (Εφαρμογή:1) NH4Cl 0,2M, KOH 0,1M, Kb= ) 2) NH4Cl 0,1M, KOH 0,1M, ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ….……………………………………………………………………………………………………………………………………… Το διάλυμα στο οποίο καταλήγουμε μετά από την αντίδραση διπλής αντικατάστασης είναι ρυθμιστικό και αποτελεί περίπτωση επίδρασης κοινού ιόντος. Αν το αλάτι και η ισχυρή βάση αντιδρούν πλήρως, τότε από την αντίδραση μας ενδιαφέρει μόνο η παραγόμενη ασθενής βάση. ΠΡΟΣΟΧΗ Υπενθυμίζουμε τρεις ακόμη περιπτώσεις αντιδράσεων που οδηγούν σε σχηματισμό οξέων ή βάσεων. Α) ΠΟΛΥ ΔΡΑΣΤΙΚΟ ΜΕΤΑΛΛΟ (Κ, Βa, Ca, Na) + ΝΕΡΟ  ΥΔΡΟΞΕΙΔΙΟ ΜΕΤΑΛΛΟΥ + Η2 ………………………………………………… …………………………………………………………… Β) ΟΞΕΙΔΙΟ ΜΕΤΑΛΛΟΥ + ΝΕΡΟ  ΥΔΡΟΞΕΙΔΙΟ ΜΕΤΑΛΛΟΥ ………………………………………………… ……………………………………………………………. Γ) ΟΞΕΙΔΙΟ ΑΜΕΤΑΛΛΟΥ + ΝΕΡΟ  ΟΞΥ